Lycée · 1ʳᵉ · Spécialité Physique-Chimie
Réactions acido-basiques
Couples acide/base, transfert de proton et pH — Constitution et transformations de la matière (1re Spécialité)
À propos de cette page
Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « Réactions acido-basiques » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Théorie de Brønsted : acides et bases, Couples acide/base conjugués, Équation d'une réaction acido-basique, pH des solutions aqueuses. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.
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Théorie de Brønsted : acides et bases
La théorie de Brønsted-Lowry (1923) définit les acides et les bases par leur aptitude à céder ou capter des protons H⁺ (appelés aussi ions hydronium H₃O⁺ lorsqu'ils sont en solution aqueuse).
Définition — Acide de Brønsted. Un acide est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton H⁺. Notation générique : AH.
Définition — Base de Brønsted. Une base est une espèce chimique capable de capter un proton H⁺. Notation générique : A⁻ (ou B).
Exemples d'acides : HCl, CH₃COOH (acide acétique), H₃O⁺, NH₄⁺.
Exemples de bases : OH⁻, CH₃COO⁻, NH₃, H₂O.
Astuce. L'eau H₂O est amphotère : elle peut céder ou capter un proton selon le contexte. C'est pourquoi on la retrouve dans les deux rôles.
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Couples acide/base conjugués
À chaque acide AH correspond une base conjuguée A⁻ (obtenue en enlevant un H⁺). L'ensemble forme un couple acide/base, noté AH/A⁻.
Demi-équation acido-basique. Pour le couple AH/A⁻ :
$$\text{AH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}^+$$
$$\text{AH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}^+$$
| Acide (AH) | Base conjuguée (A⁻) | Couple |
|---|---|---|
| HCl | Cl⁻ | HCl/Cl⁻ |
| CH₃COOH | CH₃COO⁻ | CH₃COOH/CH₃COO⁻ |
| H₃O⁺ | H₂O | H₃O⁺/H₂O |
| H₂O | OH⁻ | H₂O/OH⁻ |
| NH₄⁺ | NH₃ | NH₄⁺/NH₃ |
Attention ! Le couple H₃O⁺/H₂O a son acide = H₃O⁺ et sa base = H₂O. Ne pas confondre avec H₂O/OH⁻ où H₂O est l'acide.
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Équation d'une réaction acido-basique
Une réaction acido-basique est un transfert de proton H⁺ entre un acide d'un couple (AH₁/A₁⁻) et la base d'un autre couple (AH₂/A₂⁻).
Méthode pour écrire l'équation.
1. L'acide du couple 1 cède H⁺ → il devient sa base conjuguée.
2. La base du couple 2 capte H⁺ → elle devient son acide conjugué.
3. On additionne les deux demi-équations (en éliminant H⁺) :
$$\text{AH}_1 + \text{A}_2^- \rightleftharpoons \text{A}_1^- + \text{AH}_2$$
1. L'acide du couple 1 cède H⁺ → il devient sa base conjuguée.
2. La base du couple 2 capte H⁺ → elle devient son acide conjugué.
3. On additionne les deux demi-équations (en éliminant H⁺) :
$$\text{AH}_1 + \text{A}_2^- \rightleftharpoons \text{A}_1^- + \text{AH}_2$$
Exemple 1 — Dissolution de l'acide acétique dans l'eau.
Couple 1 (acide) : CH₃COOH/CH₃COO⁻
Couple 2 (base) : H₃O⁺/H₂O (l'eau est la base)
$$\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
Couple 1 (acide) : CH₃COOH/CH₃COO⁻
Couple 2 (base) : H₃O⁺/H₂O (l'eau est la base)
$$\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
Exemple 2 — Réaction entre l'acide chlorhydrique et l'ammoniaque.
Couple 1 : HCl/Cl⁻ ; Couple 2 : NH₄⁺/NH₃
$$\text{HCl} + \text{NH}_3 \rightleftharpoons \text{Cl}^- + \text{NH}_4^+$$
Couple 1 : HCl/Cl⁻ ; Couple 2 : NH₄⁺/NH₃
$$\text{HCl} + \text{NH}_3 \rightleftharpoons \text{Cl}^- + \text{NH}_4^+$$
Astuce. La flèche ⇌ indique que la réaction est à l'équilibre (partiellement avancée). Pour un acide fort, on utilise →.
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pH des solutions aqueuses
Le pH mesure l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse. Il est défini par la concentration en ions oxonium H₃O⁺.
Définition du pH.
$$\text{pH} = -\log\left[\text{H}_3\text{O}^+\right]$$
où $[\text{H}_3\text{O}^+]$ est en mol/L. Inversement : $[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}}$
$$\text{pH} = -\log\left[\text{H}_3\text{O}^+\right]$$
où $[\text{H}_3\text{O}^+]$ est en mol/L. Inversement : $[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}}$
| pH | Nature de la solution | Exemple |
|---|---|---|
| pH < 7 | Acide | Jus de citron (pH ≈ 2), vinaigre (pH ≈ 3) |
| pH = 7 | Neutre | Eau pure à 25 °C |
| pH > 7 | Basique | Eau de Javel (pH ≈ 12), soude (pH ≈ 13) |
Attention ! Le pH varie en sens inverse de $[\text{H}_3\text{O}^+]$ : quand l'acidité augmente, le pH diminue. Un pH qui augmente de 1 correspond à une concentration en H₃O⁺ divisée par 10.
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Acides forts et acides faibles
Tous les acides ne réagissent pas de la même façon avec l'eau. On distingue les acides forts, totalement dissociés, des acides faibles, partiellement dissociés.
Acide fort. Un acide fort est totalement dissocié dans l'eau : la réaction avec H₂O est totale (→).
$$\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
Exemples : HCl, HNO₃, H₂SO₄ (1re dissociation).
Formule pH : pour un acide fort de concentration $c$ : $\text{pH} = -\log(c)$
$$\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
Exemples : HCl, HNO₃, H₂SO₄ (1re dissociation).
Formule pH : pour un acide fort de concentration $c$ : $\text{pH} = -\log(c)$
Acide faible. Un acide faible est partiellement dissocié dans l'eau : la réaction est un équilibre (⇌).
$$\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
Exemples : CH₃COOH, HF, H₂CO₃, NH₄⁺.
Le pH est supérieur à $-\log(c)$ car $[\text{H}_3\text{O}^+] < c$.
$$\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
Exemples : CH₃COOH, HF, H₂CO₃, NH₄⁺.
Le pH est supérieur à $-\log(c)$ car $[\text{H}_3\text{O}^+] < c$.
Exemple. Pour HCl à $c = 0{,}01$ mol/L : $\text{pH} = -\log(0{,}01) = 2$.
Pour CH₃COOH à $c = 0{,}01$ mol/L : pH ≈ 3,4 (partiellement dissocié).
Pour CH₃COOH à $c = 0{,}01$ mol/L : pH ≈ 3,4 (partiellement dissocié).
Astuce — Comparaison. À même concentration, un acide fort a un pH plus faible (plus acide) qu'un acide faible.
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Constante d'acidité Ka et pKa
Pour un acide faible AH en solution aqueuse, on définit une constante d'équilibre appelée constante d'acidité Ka.
Expression de Ka. Pour l'équilibre :
$$\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
$$K_a = \frac{[\text{A}^-]\cdot[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]}$$
(L'eau pure n'apparaît pas car sa concentration est constante.)
$$\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$
$$K_a = \frac{[\text{A}^-]\cdot[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]}$$
(L'eau pure n'apparaît pas car sa concentration est constante.)
pKa.
$$\text{p}K_a = -\log(K_a) \Longleftrightarrow K_a = 10^{-\text{p}K_a}$$
Plus pKa est petit, plus l'acide est fort (plus il est dissocié).
$$\text{p}K_a = -\log(K_a) \Longleftrightarrow K_a = 10^{-\text{p}K_a}$$
Plus pKa est petit, plus l'acide est fort (plus il est dissocié).
| Couple acide/base | pKa (25 °C) |
|---|---|
| H₃O⁺/H₂O | 0 |
| HF/F⁻ | 3,2 |
| CH₃COOH/CH₃COO⁻ | 4,8 |
| CO₂·H₂O/HCO₃⁻ | 6,4 |
| H₂O/OH⁻ | 14 |
| NH₄⁺/NH₃ | 9,2 |
Attention ! Ka et pKa ne dépendent que de la température, pas de la concentration.
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Bases fortes et bases faibles
Comme pour les acides, on distingue les bases fortes (totalement dissociées) et les bases faibles (partiellement dissociées).
Base forte. Une base forte réagit totalement avec l'eau :
$$\text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{BH}^+ + \text{OH}^-$$
Exemples : NaOH (soude), KOH.
Formule pH : $[\text{OH}^-] = c$ et $\text{pH} = 14 + \log(c)$ à 25 °C.
$$\text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{BH}^+ + \text{OH}^-$$
Exemples : NaOH (soude), KOH.
Formule pH : $[\text{OH}^-] = c$ et $\text{pH} = 14 + \log(c)$ à 25 °C.
Base faible. Une base faible réagit partiellement avec l'eau :
$$\text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{BH}^+ + \text{OH}^-$$
Exemples : NH₃, CH₃COO⁻.
Le pH est inférieur à $14 + \log(c)$.
$$\text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{BH}^+ + \text{OH}^-$$
Exemples : NH₃, CH₃COO⁻.
Le pH est inférieur à $14 + \log(c)$.
Exemple. Pour NaOH à $c = 0{,}01$ mol/L :
$[\text{OH}^-] = 0{,}01$ mol/L → pH = 14 + log(0,01) = 14 − 2 = 12.
Pour NH₃ à $c = 0{,}01$ mol/L → pH ≈ 10,6 (base faible).
$[\text{OH}^-] = 0{,}01$ mol/L → pH = 14 + log(0,01) = 14 − 2 = 12.
Pour NH₃ à $c = 0{,}01$ mol/L → pH ≈ 10,6 (base faible).
Lien entre Ka et Kb. Pour un couple acide/base AH/A⁻ à 25 °C :
$$K_a \times K_b = K_e = 10^{-14} \Leftrightarrow \text{p}K_a + \text{p}K_b = 14$$
$$K_a \times K_b = K_e = 10^{-14} \Leftrightarrow \text{p}K_a + \text{p}K_b = 14$$
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Domaines de prédominance
Pour un couple AH/A⁻ de pKa donné, on peut déterminer quelle espèce est majoritaire selon le pH de la solution.
Règle de prédominance.
$$K_a = \frac{[\text{A}^-]\cdot[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]} \Rightarrow \frac{[\text{A}^-]}{[\text{AH}]} = \frac{K_a}{[\text{H}_3\text{O}^+]} = 10^{\text{pH}-\text{p}K_a}$$
• Si pH < pKa : AH prédomine (forme acide)
• Si pH = pKa : [AH] = [A⁻] (concentrations égales)
• Si pH > pKa : A⁻ prédomine (forme basique)
$$K_a = \frac{[\text{A}^-]\cdot[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]} \Rightarrow \frac{[\text{A}^-]}{[\text{AH}]} = \frac{K_a}{[\text{H}_3\text{O}^+]} = 10^{\text{pH}-\text{p}K_a}$$
• Si pH < pKa : AH prédomine (forme acide)
• Si pH = pKa : [AH] = [A⁻] (concentrations égales)
• Si pH > pKa : A⁻ prédomine (forme basique)
Exemple — Acide acétique (pKa = 4,8).
• pH = 3 < 4,8 → CH₃COOH prédomine
• pH = 4,8 → [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻]
• pH = 7 > 4,8 → CH₃COO⁻ prédomine (dans le sang ou l'eau courante)
• pH = 3 < 4,8 → CH₃COOH prédomine
• pH = 4,8 → [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻]
• pH = 7 > 4,8 → CH₃COO⁻ prédomine (dans le sang ou l'eau courante)
Mémo. « L'acide est à gauche, la base à droite » sur une frise de pH. La frontière se trouve au pKa.
En bref
- Acide de Brønsted : cède H⁺ ; Base de Brønsted : capte H⁺.
- Couple acide/base : AH/A⁻, liés par AH ⇌ A⁻ + H⁺.
- pH = −log([H₃O⁺]) ; solution acide si pH < 7, basique si pH > 7.
- Acide fort : dissociation totale → pH = −log(c). Acide faible : partielle.
- Ka = constante d'acidité ; pKa = −log(Ka). Plus pKa est faible, plus l'acide est fort.
- Prédominance : pH < pKa → AH ; pH > pKa → A⁻.
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